Галоген

Галогенууд
Элемент нэр	Фторын бүлэг
Уламжлалт нэр	Галогенууд
CAS бүлгийн дугаар; (US, pattern A-B-A)	VIIA
хуучин IUPAC дугаар; (Europe, pattern A-B)	VIIB
↓ Үе
2	Фтор (F); 9 Галоген
3	Хлор (Cl); 17 Галоген
4	Бром (Br); 35 Галоген
5	Иод (I); 53 Галоген
6	Астат (At); 85 Галоген
	Анхдагч элемент
	Цацраг идэвхт задралын элемент
	Атомын дугаарын өнгө:
	хар=хатуу, ногоон=шингэн, улаан=хий
	Ү · Х · З

Галогенууд (Латин: ˈhælɵdʒɨn - давс үүсгэгч^[1]^[2]^[3]) нь фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At) зэрэг, химийн хувьд хамааралтай таван Химийн элементийг агуулсан үелэх системийн бүлэг. Зохиомолоор гарган авсан 117-р элемент унунсепти мөн галоген байж болох юм. Орчин цагийн химийн номенклатурт энэ бүлгийг 7-р бүлэг гэж нэрлэсэн.

ХИМИ ШИНЖ ЧАНАР

Дан галегонууд нь химийн идэвхээр маш сайн металл бишүүд юм. Галогены дан бодисууд исэлдүүлэгч ангижруулагч шинж чанартай. Фтор бол химийн хамгийн хүчтэй исэлдүүлэгч бөгөөд ангижруулагч шинж үзүүлдэггүй харин бусад галогенууд исэлдүүлэгч ангижруулагч шинжийг үзүүлдэг.

Атомын жин-Фтор (F) 18.99 г / моль; Хлор (Cl) 35.45 г / моль; Бром (Br) 79.90 г / моль; Иод (I) 126.9 г / моль ба Астат (At) 210 г / моль,

Молекулын бүтэц

Галоген нь байгальд дан элементийн атом биш харин ди-атомийн /давхар атомын/ молекул хэлбэрээр оршдог. Гэсэн хэдий ч тэд бүгдээрээ шугаман молекулын бүтэцтэй гэсэн нийтлэг шинжтэй бөгөөд ялгаа нь зөвхөн тэдгээрийн холболтын урт, молекул хоорондын харилцан үйлчлэлд оршино.

Шугаман молекулууд X-X (X2) нь тогтворгүй байдгаараа онцлогтой, учир нь хоёр атом нь хос электроныг өөртөө татдаг. Яагаад? Гаднах электронууд нь Zef хэмээх маш өндөр үр дүнтэй цөмийн цэнэгийг мэдэрдэг. Zef өндөр байх тусам X-X холбоосын зай бага байх болно.

Бүлгээс доош шилжих тусам Zef суларч, эдгээр молекулуудын тогтвортой байдал нэмэгддэг. Тиймээс реактивын буурах дараалал нь: F2> Cl2> Br2> I2. Гэсэн хэдий ч хангалттай тогтвортой изотопууд нь цацраг идэвхит байдлаас шалтгаалан үл мэдэгдэх тул астатиныг фтортой харьцуулах нь тохиромжгүй юм.

Молекул хоорондын харилцан үйлчлэл

Нөгөөтэйгүүр, түүний молекулуудад диполын момент байхгүй, тэр нь аполяр юм. Энэхүү баримт нь түүний молекул хоорондын сул харилцан үйлчлэлийг хариуцдаг бөгөөд цорын ганц далд хүч нь атомын масс ба молекулын талбайтай пропорциональ тархах буюу Лондонгийн хүч юм.

Ийм байдлаар F-ийн жижиг молекул2 хатуу биет үүсгэх хангалттай масс эсвэл электрон байхгүй. Надаас ялгаатай2, иодын молекул нь ягаан ууршилт үүсгэдэг хатуу хэвээр байна.

Бром нь хоёр туйлын хоорондох завсрын жишээг илэрхийлдэг: Br молекулууд2 тэд шингэн төлөвт харагдахуйц харилцан үйлчлэлцдэг.

Астатин нь металлын шинж чанараас шалтгаалан Ат шиг харагдахгүй байх магадлалтай2 гэхдээ Ат атомууд нь металлын бонд үүсгэдэг.

Түүний өнгөний талаар (шар-ногоон шар-шар-улаан ягаан-хар) хамгийн тохиромжтой тайлбарыг молекулын тойрог замын онол (TOM) дээр үндэслэсэн болно. Сүүлийн бүрэн молекулын тойрог замын хоорондох энергийн зайг хамгийн өндөр энерги бүхий дараагийн холболт (эсрэг холбоо) нь долгионы урт нэмэгдэж фотон шингээж авах замаар даван туулдаг.

Хайлах цэг

F -219.6 ° C; Cl -101.5 ° C; Br -7.3 ° C; I-113.7ºС ба 302ºС-т

Буцлах цэг

F -11.12.12 ° C; Cl -34.04 ° C; Br 58.8 ° C; I- 184.3ºС 337 AtС-д

Реактив байдал

Галоген нь өндөр урвалд ордог бөгөөд ингэснээр тэдгээрийн хоруу чанарыг тайлбарладаг. Үүнээс гадна эдгээр нь исэлдүүлэгч бодис юм.

Урвалын буурах дараалал нь: F> Cl> Br> I> At.

Эшлэл

↑ Jones, Daniel (2003) [1917], English Pronouncing Dictionary, Cambridge: Cambridge University Press, ISBN 3-12-539683-2 {{citation}}: Unknown parameter |editors= ignored (|editor= suggested) (help)
↑ "Halogen". Merriam-Webster Dictionary.
↑ Загвар:Dictionary.com

Хими шинж чанар

[1] Jones, Daniel (2003) [1917], English Pronouncing Dictionary, Cambridge: Cambridge University Press, ISBN 3-12-539683-2 {{citation}}: Unknown parameter |editors= ignored (|editor= suggested) (help)

[2] "Halogen". Merriam-Webster Dictionary.

[3] Загвар:Dictionary.com

[1]

[2]

[3]